grămezi Curs: Hidroliza sărurilor. miercuri solutii apoase

: acid, neutru, alcalin

Hidroliza sărurilor Continuăm să studiem modelele reacțiilor chimice. În timp ce studiați subiectul, ați aflat că în timpul disocierii electrolitice într-o soluție apoasă, particulele substanțelor implicate în reacție se dizolvă în apă. Aceasta este hidroliza. Diverse anorganice și materie organică

, în special sare. Fără a înțelege procesul de hidroliză a sării, nu veți putea explica fenomenele care apar în organismele vii. Esența hidrolizei sării se rezumă la procesul de schimb de interacțiune a ionilor (cationi și anioni) ai sării cu moleculele de apă. Ca rezultat, se formează un electrolit slab - un compus cu disociere scăzută. Într-o soluție apoasă apare un exces de ioni liberi H + sau OH -. Amintiți-vă, a căror disociere electroliți formează ioni H + și care ioni OH -. După cum ați ghicit, în primul caz avem de-a face cu acid, ceea ce înseamnă mediu acvatic

cu ioni H+ va fi acid. În al doilea caz, alcalin. În apă însăși, mediul este neutru, deoarece se disociază ușor în ioni H + și OH - de concentrație egală.

Natura mediului poate fi determinată cu ajutorul unor indicatori. Fenolftaleina detectează un mediu alcalin și transformă soluția purpurie. Turnesolul devine roșu când este expus la acid, dar rămâne albastru când este expus la alcali. Portocaliul de metil este portocaliu, devine galben într-un mediu alcalin și roz în mediu acid. Tipul de hidroliză depinde de tipul de sare.

Tipuri de săruri

Deci, orice sare poate fi interacțiunea dintre un acid și o bază, care, după cum înțelegeți, poate fi puternică și slabă. Cei puternici sunt cei al căror grad de disociere α este aproape de 100%. Trebuie amintit că acizii sulfuros (H 2 SO 3) și fosforici (H 3 PO 4) sunt adesea clasificați ca acizi cu tărie medie. La rezolvarea problemelor de hidroliză, acești acizi trebuie clasificați ca slabi.

Acizi:

Puternic: HCI; HBr; Hl; HNO3; HCI04; H2SO4. Reziduurile lor acide nu interacționează cu apa.

Slab: HF; H2CO3; H2Si03; H2S; HNO2; H2S03; H3PO4; acizi organici. Și reziduurile lor acide interacționează cu apa, luând cationii de hidrogen H+ din moleculele sale.

Motive:

Slab: hidroxizi metalici insolubili; Hidroxid de amoniu (NH4OH). Și aici cationii metalici interacționează cu apa.

Pe baza acestui material, să luăm în consideraretipuri de săruri :

Săruri cu o bază puternică și un acid puternic. De exemplu: Ba (NO3)2, KCI, Li2SO4. Caracteristici: nu interactioneaza cu apa, ceea ce inseamna ca nu sunt supuse hidrolizei. Soluțiile unor astfel de săruri au un mediu de reacție neutru.

Săruri cu o bază tare și un acid slab. De exemplu: NaF, K 2 CO 3, Li 2 S. Caracteristici: reziduurile acide ale acestor săruri interacționează cu apa, hidroliza are loc la nivelul anionului. Mediul soluțiilor apoase este alcalin.

Săruri cu o bază slabă și un acid puternic. De exemplu: Zn(NO3)2, Fe2(SO4)3, CuSO4. Caracteristici: numai cationii metalici interactioneaza cu apa, are loc hidroliza cationului. Mediul este acid.

Săruri cu o bază slabă și un acid slab. De exemplu: CH 3 COONH 4, (NH 4) 2 CO 3, HCOONH 4. Caracteristici: atât cationii, cât și anionii reziduurilor acide interacționează cu apa, hidroliza are loc la cation și anion.

Un exemplu de hidroliză la un cation și formarea unui mediu acid:

Hidroliza clorurii ferice FeCl 2

FeCl 2 + H 2 O ↔ Fe(OH)Cl + HCl(ecuația moleculară)

Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + H+ (ecuația ionică completă)

Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + H + (ecuație ionică scurtă)

Un exemplu de hidroliză de către un anion și formarea unui mediu alcalin:

Hidroliza acetatului de sodiu CH 3 COONa

CH 3 COONa + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NaOH(ecuația moleculară)

Na + + CH 3 COO - + H 2 O ↔ Na + + CH 3 COOH + OH- (ecuația ionică completă)

CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -(ecuație ionică scurtă)

Exemplu de co-hidroliză:

• Hidroliza sulfurei de aluminiu Al2S 3

Al 2 S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S

În acest caz, vedem hidroliza completă, care are loc dacă sarea este formată dintr-o bază slabă insolubilă sau volatilă și un acid slab insolubil sau volatil. În tabelul de solubilitate există liniuțe pe astfel de săruri. Dacă în timpul unei reacții de schimb ionic se formează o sare care nu există într-o soluție apoasă, atunci trebuie să scrieți reacția acestei sări cu apa.

De exemplu:

2FeCl3 + 3Na2CO3↔ Fe2 (CO3)3+ 6NaCl

Fe2 (CO3)3+ 6H 2 O ↔ 2Fe(OH) 3 + 3H 2 O + 3CO 2

Adăugăm aceste două ecuații, ceea ce se repetă în stânga și părțile potrivite, prescurtați:

2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O ↔ 6NaCl + 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2

Pentru a înțelege ce este hidroliza sărurilor, să ne amintim mai întâi cum se disociază acizii și alcaliile.

Ceea ce toți acizii au în comun este că atunci când se disociază, se formează în mod necesar cationii de hidrogen (H +), în timp ce atunci când toate alcalinele se disociază, se formează întotdeauna ioni de hidroxid (OH −).

În acest sens, dacă într-o soluție, dintr-un motiv sau altul, există mai mulți ioni H +, se spune că soluția are o reacție acidă a mediului, dacă OH - - o reacție alcalină a mediului.

Dacă totul este clar cu acizi și alcalii, atunci ce reacție a mediului va fi în soluțiile sărate?

La prima vedere, ar trebui să fie întotdeauna neutru. Și într-adevăr, de unde, de exemplu, într-o soluție de sulfură de sodiu provine excesul de cationi de hidrogen sau de ioni de hidroxid? Sulfura de sodiu însăși la disociere nu formează ioni de unul sau altul:

Na 2 S = 2Na + + S 2-

Cu toate acestea, dacă te-ai confrunta, de exemplu, cu soluții apoase de sulfură de sodiu, clorură de sodiu, azotat de zinc și un pH-metru electronic (un dispozitiv digital pentru determinarea acidității unui mediu), ai găsi un fenomen neobișnuit. Aparatul ți-ar arăta că pH-ul soluției de sulfură de sodiu este mai mare de 7, adică. există un exces clar de ioni de hidroxid. Mediul soluției de clorură de sodiu ar fi neutru (pH = 7), iar soluția de Zn(NO 3) 2 ar fi acidă.

Singurul lucru care satisface așteptările noastre este mediul cu soluție de clorură de sodiu. Ea s-a dovedit neutră, așa cum era de așteptat.

Dar de unde provine excesul de ioni de hidroxid dintr-o soluție de sulfură de sodiu și cationi de hidrogen într-o soluție de azotat de zinc?

Să încercăm să ne dăm seama. Pentru a face acest lucru, trebuie să înțelegem următoarele puncte teoretice.

Orice sare poate fi considerată ca fiind produsul interacțiunii dintre un acid și o bază. Acizii și bazele sunt împărțite în puternice și slabe. Să ne amintim că acei acizi și baze al căror grad de disociere este aproape de 100% sunt numiți puternici.

notă: sulful (H 2 SO 3) și fosforicul (H 3 PO 4) sunt adesea clasificați ca acizi de tărie medie, dar atunci când se iau în considerare sarcinile de hidroliză, aceștia ar trebui clasificați ca slabi.

Reziduurile acide ale acizilor slabi sunt capabile să interacționeze reversibil cu moleculele de apă, eliminând cationii de hidrogen H + din ele. De exemplu, ionul sulfură, fiind reziduul acid al unui acid sulfurat de hidrogen slab, interacționează cu acesta după cum urmează:

S 2- + H 2 O ↔ HS − + OH −

HS − + H 2 O ↔ H 2 S + OH −

După cum puteți vedea, în urma acestei interacțiuni, se formează un exces de ioni de hidroxid, care este responsabil pentru reacția alcalină a mediului. Adică, reziduurile acide ale acizilor slabi cresc alcalinitatea mediului. În cazul soluțiilor sărate care conțin astfel de reziduuri acide, se spune că pentru ele există hidroliza anionică.

Reziduurile acide ale acizilor tari, spre deosebire de cele slabe, nu interacționează cu apa. Adică nu afectează pH-ul soluției apoase. De exemplu, ionul clorură, fiind reziduul acid al acidului clorhidric puternic, nu reacționează cu apa:

Adică, ionii de clorură nu afectează pH-ul soluției.

Dintre cationii metalici, doar cei care corespund bazelor slabe sunt capabili să interacționeze cu apa. De exemplu, cationul Zn 2+, care corespunde cu hidroxidul de zinc de bază slabă. Următoarele procese au loc în soluții apoase de săruri de zinc:

Zn 2+ + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H +

Zn(OH) + + H2O ↔ Zn(OH) + + H +

După cum se poate observa din ecuațiile de mai sus, ca urmare a interacțiunii cationilor de zinc cu apa, cationii de hidrogen se acumulează în soluție, crescând aciditatea mediului, adică scăzând pH-ul. Daca sarea contine cationi care corespund bazelor slabe, in acest caz se spune ca sarea se hidrolizează la cation.

Cationii metalici, care corespund bazelor puternice, nu interacționează cu apa. De exemplu, cationul Na + corespunde unei baze puternice - hidroxid de sodiu. Prin urmare, ionii de sodiu nu reacţionează cu apa şi nu afectează în niciun fel pH-ul soluţiei.

Astfel, pe baza celor de mai sus, sărurile pot fi împărțite în 4 tipuri și anume cele formate:

1) o bază puternică și un acid puternic,

Astfel de săruri nu conțin nici reziduuri acide, nici cationi metalici care interacționează cu apa, de exemplu. capabil să afecteze pH-ul unei soluții apoase. Soluțiile unor astfel de săruri au un mediu de reacție neutru. Ei spun despre asemenea săruri că ei nu suferă hidroliză.

Exemple: Ba(NO3)2, KCI, Li2SO4 etc.

2) bază tare și acid slab

În soluțiile de astfel de săruri, numai reziduurile acide reacţionează cu apa. Mediul de soluții apoase de astfel de săruri este alcalin în raport cu sărurile de acest tip se spune că acestea hidroliza la anion

Exemple: NaF, K2CO3, Li2S etc.

3) bază slabă și acid puternic

În astfel de săruri, cationii reacţionează cu apa, dar reziduurile acide nu reacţionează - hidroliza sării prin cation, mediul este acid.

Exemple: Zn(NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuSO 4 etc.

4) o bază slabă și un acid slab.

Atât cationii, cât și anionii reziduurilor acide reacţionează cu apa. Are loc hidroliza sărurilor de acest fel atât cationic cât şi anion. Adesea, astfel de săruri sunt supuse hidroliza ireversibilă.

Ce înseamnă că sunt hidrolizate ireversibil?

Deoarece în acest caz atât cationii metalici (sau NH 4 +) cât și anionii reziduului acid reacţionează cu apa, în soluţie apar atât ionii H +, cât şi ionii OH −, care formează o substanţă extrem de slab disociabilă - apa (H 2 O) .

Aceasta, la rândul său, duce la faptul că sărurile formate din reziduuri acide ale bazelor slabe și acizilor slabi nu pot fi obținute prin reacții de schimb, ci doar prin sinteză în fază solidă, sau nu pot fi obținute deloc. De exemplu, atunci când amestecați o soluție de azotat de aluminiu cu o soluție de sulfură de sodiu, în loc de reacția așteptată:

2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S = Al 2 S 3 + 6NaNO 3 (− reacția nu decurge astfel!)

Se observă următoarea reacție:

2Al(NO3)3 + 3Na2S + 6H2O= 2Al(OH)3 ↓+ 3H2S + 6NaNO3

Cu toate acestea, sulfura de aluminiu poate fi obținută cu ușurință prin topirea pulberii de aluminiu cu sulf:

2Al + 3S = Al2S3

Când sulfura de aluminiu este adăugată în apă, aceasta, la fel ca atunci când se încearcă obținerea ei într-o soluție apoasă, suferă o hidroliză ireversibilă.

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S

O soluție este un sistem omogen format din două sau mai multe substanțe, al cărui conținut poate fi modificat în anumite limite fără a perturba omogenitatea.

Apă soluţiile constau în apă(solvent) și substanță dizolvată. Starea substanțelor într-o soluție apoasă este, dacă este necesar, indicată printr-un indice (p), de exemplu, KNO 3 în soluție - KNO 3 (p).

Soluțiile care conțin o cantitate mică de solut sunt adesea numite diluatși soluții cu un conținut ridicat de soluți - concentrat. Se numește o soluție în care este posibilă dizolvarea ulterioară a unei substanțe nesaturat iar o soluţie în care o substanţă încetează să se dizolve în condiţii date este saturate. Ultima soluție este întotdeauna în contact (în echilibru eterogen) cu o substanță nedizolvată (un cristal sau mai multe).

În condiții speciale, de exemplu atunci când se răcește cu grijă (fără agitare) o soluție nesaturată fierbinte solid substanțe care se pot forma suprasaturat soluţie. Când se introduce un cristal al unei substanțe, o astfel de soluție este împărțită într-o soluție saturată și un precipitat al substanței.

Conform teoria chimică a soluțiilor D.I Mendeleev, dizolvarea unei substanțe în apă este însoțită, în primul rând, de distrugere legături chimiceîntre molecule (legături intermoleculare în substanțele covalente) sau între ioni (în substanțele ionice), și astfel particulele substanței se amestecă cu apa (în care o parte din substanță este și ea distrusă legături de hidrogenîntre molecule). Ruperea legăturilor chimice are loc datorită energiei termice de mișcare a moleculelor de apă, iar acest lucru se întâmplă cost energie sub formă de căldură.

În al doilea rând, o dată în apă, sunt supuse particulelor (molecule sau ioni) substanței hidratare. Ca urmare, hidratează– compuși cu compoziție incertă între particulele unei substanțe și moleculele de apă (compoziția internă a particulelor substanței în sine nu se modifică la dizolvare). Acest proces este însoțit evidenţierea energie sub formă de căldură datorită formării de noi legături chimice în hidraţi.

În general, soluția este fie se raceste(dacă consumul de căldură depășește eliberarea acestuia), sau se încălzește (în caz contrar); uneori - dacă aportul de căldură și degajarea acesteia sunt egale - temperatura soluției rămâne neschimbată.

Mulți hidrați se dovedesc a fi atât de stabili încât nu se prăbușesc chiar și atunci când soluția este complet evaporată. Astfel, sunt cunoscuţi hidraţi cristalini solizi ai sărurilor CuS045H2O, Na2CO310H2O, KAl(SO4)212H20 etc.

Conținutul unei substanțe într-o soluție saturată la T= const caracterizează cantitativ solubilitate a acestei substante. Solubilitatea este de obicei exprimată ca masa de solut la 100 g de apă, de exemplu 65,2 g KBr/100 g H 2 O la 20 °C. Prin urmare, dacă se adaugă 70 g de bromură de potasiu solidă la 100 g de apă la 20 °C, atunci 65,2 g de sare vor intra în soluție (care va fi saturată) și 4,8 g de KBr solid (exces) vor rămâne la fundul paharului.

Trebuie amintit că conținutul de solut în bogat soluţie egală, V nesaturat soluţie Mai puțin si in suprasaturat soluţie Mai mult solubilitatea acestuia la o anumită temperatură. Astfel, o soluție preparată la 20 °C din 100 g apă și sulfat de sodiu Na 2 SO 4 (solubilitate 19,2 g/100 g H 2 O), care conține

15,7 g sare – nesaturată;

19,2 g sare – saturată;

2O.3 g sare – suprasaturată.

Solubilitatea substanțelor solide (Tabelul 14) crește de obicei cu creșterea temperaturii (KBr, NaCl), și numai pentru unele substanțe (CaSO 4, Li 2 CO 3) se observă contrariul.

Solubilitatea gazelor scade cu creșterea temperaturii și crește cu creșterea presiunii; de exemplu, la o presiune de 1 atm, solubilitatea amoniacului este de 52,6 (20 °C) și 15,4 g/100 g H 2 O (80 °C), iar la 20 °C și 9 atm este de 93,5 g/100 g H2O.

În conformitate cu valorile de solubilitate, substanțele se disting:

– foarte solubil, a căror masă într-o soluție saturată este comparabilă cu masa apei (de exemplu, KBr - la 20 °C solubilitate 65,2 g/100 g H 2 O; soluție 4,6 M), formează soluții saturate cu o molaritate mai mare de 0,1 M;

– usor solubil, a căror masă într-o soluție saturată este semnificativ mai mică decât masa de apă (de exemplu, CaSO 4 - la 20 °C solubilitate 0,206 g/100 g H 2 O; 0,015 M soluție), formează soluții saturate cu o molaritate de 0,1– 0,001 M;

– practic insolubil, a căror masă într-o soluție saturată este neglijabilă în comparație cu masa solventului (de exemplu, AgCl - la 20 °C solubilitate 0,00019 g la 100 g H 2 O; 0,0000134 M soluție), formează soluții saturate cu o molaritate mai mică de 0,001 M.

Compilat pe baza datelor de referință tabelul de solubilitate acizi, baze și săruri comune (Tabelul 15), care indică tipul de solubilitate, substanțe care nu sunt cunoscută științei(neobținut) sau complet descompus de apă.

Convenții utilizate în tabel:

„r” – substanță foarte solubilă

„m” – substanță ușor solubilă

„n” – substanță practic insolubilă

„-” – substanță neprimită (nu există)

„” – substanța se amestecă cu apa nelimitat

Nota. Acest tabel corespunde prepararii unei solutii saturate la temperatura camerei prin adaugarea unei substante (in starea corespunzatoare de agregare) in apa. Trebuie avut în vedere faptul că nu este întotdeauna posibilă obținerea precipitării substanțelor slab solubile folosind reacții de schimb ionic (pentru mai multe detalii, vezi 13.4).

13.2. Disocierea electrolitică

Dizolvarea oricărei substanțe în apă este însoțită de formarea de hidrați. Dacă în același timp nu apar modificări de formulă în particulele substanței dizolvate din soluție, atunci aceste substanțe sunt clasificate ca neelectroliţi. Sunt, de exemplu, gaze azot N2, lichid cloroform CHCI3, solid zaharoza C 12 H 22 O 11, care în soluție apoasă există sub formă de hidrați ai moleculelor lor.

Există multe substanțe cunoscute (în forma generală MA), care, după ce se dizolvă în apă și formează hidrați de molecule MA nH 2 O, suferă modificări semnificative de formulă. Ca urmare, în soluție apar ioni hidratați - cationi M + nH 2 O și anioni A nH 2 O:

Astfel de substanțe sunt clasificate ca electroliti.

Procesul de apariție a ionilor hidratați într-o soluție apoasă numit disociere electrolitică (S. Arrhenius, 1887).

Disocierea electrolitică ionic substanțele cristaline (M +)(A -) în apă este ireversibil reacţie:

Asemenea substanțe aparțin electroliți puternici acestea includ multe baze și săruri, de exemplu:

Disocierea electrolitică a substanțelor MA constând din polar moleculele covalente este reversibil reacţie:

Astfel de substanțe sunt clasificate ca electroliți slabi, includ mulți acizi și unele baze, de exemplu:

În soluțiile apoase diluate de electroliți slabi, vom găsi întotdeauna atât moleculele originale, cât și produsele disocierii lor - ioni hidratați.

Caracteristica cantitativă a disocierii electroliților se numește gradul de disociere si este indicat? , Întotdeauna? > 0.

Pentru puternic electroliți? = 1 prin definiție (disociarea unor astfel de electroliți este completă).

Pentru slab de electroliți, gradul de disociere este raportul dintre concentrația molară a substanței disociate (c d) și concentrația totală a substanței în soluție (c):

Gradul de disociere este o fracțiune de unitate sau 100%. Pentru electroliți slabi? « De la 1 (100%).

Pentru acizi slabi H n Și gradul de disociere la fiecare pas următor scade brusc în comparație cu cel precedent:

Gradul de disociere depinde de natura și concentrația electrolitului, precum și de temperatura soluției; creste cu scădere concentrația substanței în soluție (adică atunci când soluția este diluată) și când încălzire.

ÎN diluat solutii acizi tari H n A hidroanionii lor H n-1 A nu există, de exemplu:

B concentratÎn soluții, conținutul de hidroanioni (și chiar moleculele părinte) devine vizibil:

(este imposibil de rezumat ecuațiile pentru etapele de disociere reversibilă!). La încălzirea valorilor? 1 si? 2 crește, care favorizează reacțiile care implică acizi concentrați.

Acizii sunt electroliți care, la disociere, furnizează cationi de hidrogen unei soluții apoase și nu formează alți ioni pozitivi:

Comun acizi tari:

Într-o soluție apoasă diluată (condițional până la 10% sau 0,1 molar), acești acizi se disociază complet. Pentru acizii tari H n A, lista include lor hidroanioni(anionii săruri acide), de asemenea, disociindu-se complet în aceste condiții.

Comun acizi slabi:

Bazele sunt electroliți care, atunci când sunt disociate, furnizează ioni de hidroxid unei soluții apoase și nu formează alți ioni negativi:

Disociere putin solubil bazele Mg(OH)2, Cu(OH)2, Mn(OH)2, Fe(OH)2 şi altele nu au importanţă practică.

LA puternic motive ( alcalii) includ NaOH, KOH, Ba(OH)2 și alții. Cea mai cunoscută bază slabă este hidratul de amoniac NH 3 H 2 O.

Sărurile medii sunt electroliți care, la disociere, furnizează orice cationi, cu excepția H + și orice anioni cu excepția OH - într-o soluție apoasă:

Vorbim doar de săruri foarte solubile. Disociere putin solubil si practic insolubil sărurile nu contează.

Disociați în mod similar săruri duble:

Săruri acide(majoritatea sunt solubile în apă) se disociază complet în funcție de tipul de săruri medii:

Hidroanionii rezultați sunt, la rândul lor, expuși la apă:

a) dacă hidroanionul aparține puternic acid, apoi se disociază și complet:

iar ecuația de disociere completă va fi scrisă astfel:

(soluțiile unor astfel de săruri vor fi în mod necesar acide, precum și soluțiile acizilor corespunzători);

b) dacă hidroanionul aparţine slab acid, atunci comportamentul său în apă este dual – fie disociere incompletă ca un acid slab:

sau interacțiunea cu apa (numită hidroliză reversibilă):

La? 1 > ? 2 predomină disocierea (iar soluţia de sare va fi acidă), iar la? 1 > ? 2 – hidroliza (iar soluția de sare va fi alcalină). Deci, soluțiile de săruri cu anionii HSO 3 -, H 2 PO 4 -, H 2 AsO 4 - și HSeO 3 - vor fi acide, soluțiile de săruri cu alți anioni (majoritatea dintre ei) vor fi alcaline. Cu alte cuvinte, denumirea de „acid” pentru sărurile cu o majoritate de hidroanioni nu implică faptul că acești anioni se vor comporta ca acizii în soluție (hidroliza hidroanionilor și calculul raportului dintre α1 și α2 sunt studiate doar la liceu).

De bază sărurile MgCl(OH), Cu 2 CO 3 (OH) 2 și altele sunt practic insolubile în apă și este imposibil să discutăm despre comportamentul lor într-o soluție apoasă.

13.3. Disocierea apei. Soluție mediu

Apa în sine este foarte slab electrolit:

Concentrațiile de cation H + și OH - anion în apă curată foarte mic şi se ridică la 1 10 -7 mol/l la 25 °C.

Cationul de hidrogen H + este cel mai simplu nucleu - un proton p +(învelișul de electroni a cationului H + este gol, 1s 0). Un proton liber are mobilitate mare și capacitate de penetrare înconjurat de molecule polare de H 2 O, nu poate rămâne liber. Protonul se atașează imediat de molecula de apă:

În cele ce urmează, pentru simplitate, se reține notația H + (dar este implicată H 3 O +).

Tipuri medii cu soluție apoasă:

Pentru apa la temperatura camerei avem:

prin urmare, în apă curată:

Această egalitate este valabilă și pentru soluțiile apoase:

Scala practică de pH corespunde intervalului 1-13 (soluții diluate de acizi și baze):

Într-un mediu practic neutru cu pH = 6–7 și pH = 7–8, concentrația de H + și OH - este foarte mică (1 10 -6 – 1 10 -7 mol/l) și este aproape egală cu concentrația a acestor ioni în apă pură. Sunt luate în considerare astfel de soluții de acizi și baze extrem diluat (conțin foarte puțină substanță).

Pentru a stabili practic tipul de mediu al soluțiilor apoase, folosiți indicatori– substanțe care conferă o culoare caracteristică soluțiilor neutre, acide și/sau alcaline.

Indicatorii comuni în laborator sunt turnesol, metil portocala și fenolftaleina.

Portocala de metil (un indicator al unui mediu acid) devine rozîntr-o soluție puternic acidă (Tabelul 16), fenolftaleina (un indicator pentru un mediu alcalin) - purpuriu într-o soluție puternic alcalină, iar turnesolul este utilizat în toate mediile.

13.4. Reacții de schimb ionic

În soluții diluate de electroliți (acizi, baze, săruri) reactii chimice apar de obicei cu participarea ionii. În acest caz, toate elementele reactivilor își pot păstra stările de oxidare ( reacții de schimb) sau schimba-le ( reacții redox). Exemplele de mai jos se referă la reacții de schimb (pentru apariția reacțiilor redox, vezi Secțiunea 14).

Conform regula lui Bertholletreacțiile ionice decurg practic ireversibil dacă se formează substanțe solide, ușor solubile(se precipită) substanțe foarte volatile(se eliberează sub formă de gaze) sau substanțe solubile – electroliți slabi(inclusiv apa). Reacțiile ionice sunt reprezentate printr-un sistem de ecuații - molecular, completŞi ionic scurt. Ecuațiile ionice complete sunt omise mai jos (cititorul este încurajat să le compună singur).

Când scrieți ecuații pentru reacțiile ionice, trebuie să vă ghidați după tabelul de solubilitate (vezi Tabelul 8).

Exemple reactii cu precipitatii:

Atenţie! Sărurile ușor solubile (“m”) și practic insolubile (“n”) indicate în tabelul de solubilitate (vezi Tabelul 15) precipită exact așa cum sunt prezentate în tabel (CaF 2 v, PbI 2 v, Ag 2 SO 4 v , AlPO4v etc.).

În tabel 15 nespecificat carbonați– săruri medii cu anionul CO 3 2-. Vă rugăm să rețineți că:

1) K2CO3, (NH4)2CO3 şi Na2CO3 sunt solubile în apă;

2) Ag2CO3, BaCO3 și CaCO3 sunt practic insolubile în apă și precipită ca atare, de exemplu:

3) sărurile altor cationi, cum ar fi MgCO3, CuCO3, FeCO3, ZnCO3 și altele, deși insolubile în apă, nu precipită dintr-o soluție apoasă în timpul reacțiilor ionice (adică nu pot fi obținute în acest fel).

De exemplu, carbonat de fier (II) FeCO 3, obținut „uscat” sau luat sub formă de mineral siderit, când se adaugă în apă, precipită fără interacțiune vizibilă. Totuși, când încerci să-l obții printr-o reacție de schimb într-o soluție între FeSO 4 și K 2 CO 3, un precipitat al sării principale precipită (se dă compoziția condiționată, în practică compoziția este mai complexă) iar dioxidul de carbon este eliberat:

Similar cu FeCO 3, sulfură cromul (III) Cr 2 S 3 (insolubil în apă) nu precipită din soluție:

În tabel 15 nici nu indică săruri care descompune apa - sulfură aluminiu Al 2 S 3 (precum şi BeS) şi acetat crom (III) Cr(CH3COO)3:

În consecință, aceste săruri nu pot fi obținute printr-o reacție de schimb în soluție:

(în această din urmă reacție compoziția precipitatului este mai complexă; astfel de reacții sunt studiate mai detaliat în învățământul superior).

Exemple reacții cu eliberare de gaz:

Exemple reacții cu formarea de electroliți slabi:

Dacă reactivii și produșii reacției de schimb nu sunt electroliți puternici, forma ionică a ecuației este absentă, de exemplu:

13.5. Hidroliza sărurilor

Hidroliza unei sări este interacțiunea ionilor acesteia cu apa, ducând la apariția unui mediu acid sau alcalin, dar neînsoțită de formarea de precipitat sau gaz (vorbim mai jos despre săruri medii).

Procesul de hidroliză are loc numai cu participare solubil săruri și constă din două etape:

1) disociere saruri in solutie - ireversibil reacție (grad de disociere? = 1, sau 100%);

2) de fapt hidroliză, adică interacțiunea ionilor de sare cu apa, reversibil reacție (grad de hidroliză?< 1, или 100 %).

Ecuațiile etapelor 1 și 2 - prima dintre ele este ireversibilă, a doua este reversibilă - nu le puteți adăuga!

Rețineți că sărurile formate din cationi alcaliiși anioni puternic acizii nu suferă hidroliză, ei se disociază doar atunci când sunt dizolvați în apă. În soluții de săruri KCl, NaNO3, Na2SO4 și BaI2 mediul neutru.

În cazul interacțiunii anion hidroliza sării la anion.

Disociarea sării KNO 2 are loc complet, hidroliza anionului NO 2 are loc într-o măsură foarte mică (pentru o soluție 0,1 M - cu 0,0014%), dar acest lucru se dovedește a fi suficient pentru ca soluția să devină alcalin(printre produșii de hidroliză se numără un ion OH -), are un pH = 8,14.

Anionii suferă numai hidroliză slab acizi (în acest exemplu, ionul de nitrit NO 2 - corespunzător acidului azot slab HNO 2). Anionul unui acid slab atrage cationul de hidrogen prezent în apă și formează o moleculă a acestui acid, în timp ce ionul hidroxid rămâne liber:

Lista anionilor hidrolizabili:

Vă rugăm să rețineți că în exemplele (c – e) nu puteți crește numărul de molecule de apă și în loc de hidroanioni (HCO 3 -, HPO 4 2-, HS -) scrieți formulele acizilor corespunzători (H 2 CO 3 , H 3 PO4, H2S). Hidroliza este o reacție reversibilă și nu poate continua „până la sfârșit” (până la formarea acidului H n A).

Dacă s-ar forma un astfel de acid instabil precum H2CO3 într-o soluție de sare Na2CO3, atunci CO2 gazos ar fi eliberat din soluție (H2CO3 = CO2v + H2O). Cu toate acestea, atunci când soda este dizolvată în apă, se formează o soluție transparentă fără degajare de gaz, ceea ce este o dovadă a hidrolizei incomplete a anionului CO| cu apariţia în soluţie doar a hidroanionului de acid carbonic HCOg.

Gradul de hidroliză al unei sări de către anion depinde de gradul de disociere a produsului de hidroliză - acid (HNO 2, HClO, HCN) sau hidroanionul acestuia (HCO 3 -, HPO 4 2-, HS -); cu cât acidul este mai slab, cu atât gradul de hidroliză este mai mare. De exemplu, ionii CO 3 2-, PO 4 3- și S 2- suferă hidroliză într-o măsură mai mare (în soluții 0,1 M ~ 5%, 37% și, respectiv, 58%) decât ionul NO 2, de la disociarea H2CO3 și H2S în a 2-a etapă și H3PO4 în a 3-a etapă (adică, disocierea ionilor HCO3-, HS- și HPO42-) are loc semnificativ mai puțin decât disocierea acidului. HNO 2 . Prin urmare, soluțiile, de exemplu, Na2CO3, K3PO4 și BaS vor fi foarte alcalin(ceea ce este ușor de verificat prin săpunitatea soluției de sifon la atingere). Un exces de ioni OH într-o soluție poate fi ușor detectat cu un indicator sau măsurat cu dispozitive speciale (pH-metre).

Dacă se adaugă aluminiu la o soluție concentrată de sare care este puternic hidrolizată de anion, de exemplu Na 2 CO 3 , atunci acesta din urmă (datorită amfoterității) va reacționa cu OH -

iar degajarea hidrogenului se va observa. Aceasta este o dovadă suplimentară a hidrolizei ionului CO 3 2- (la urma urmei, nu am adăugat NaOH alcalin la soluția de Na 2 CO 3!).

În cazul interacțiunii cation sare dizolvată cu apă procesul se numește hidroliza sării prin cation:

Disocierea sării Ni(NO 3) 2 are loc complet, hidroliza cationului Ni 2+ are loc într-o măsură foarte mică (pentru o soluție 0,1 M - cu 0,001%), dar acest lucru este suficient pentru ca soluția să devină acru(Ionul H+ este prezent printre produșii de hidroliză), pH = 5,96.

Numai cationii hidroxizilor bazici și amfoteri slab solubili și cationul de amoniu NH4+ sunt supuși hidrolizei. Cationul hidrolizat atrage anionul OH - prezent în apă și formează hidroxocația corespunzătoare, în timp ce cationul H + rămâne liber:

Cationul de amoniu în acest caz formează o bază slabă - hidrat de amoniac:

Lista cationilor hidrolizabili:

Exemple:

Vă rugăm să rețineți că în exemplele (a – c) nu puteți crește numărul de molecule de apă și în locul hidroxocațiilor FeOH 2+, CrOH 2+, ZnOH + scrieți formulele hidroxizilor FeO(OH), Cr(OH) 3, Zn(OH)2. Dacă s-ar forma hidroxizi, atunci s-ar forma precipitații din soluții de săruri de FeCl 3 , Cr 2 (SO 4 ) 3 și ZnBr 2, ceea ce nu se observă (aceste săruri formează soluții transparente).

Excesul de cationi H+ poate fi detectat cu ușurință cu un indicator sau măsurat cu dispozitive speciale. De asemenea, puteți

face un astfel de experiment. Într-o soluție concentrată de sare care este puternic hidrolizată de cation, de exemplu AlCl 3:

se adaugă magneziu sau zinc. Acesta din urmă va reacționa cu H +:

iar degajarea hidrogenului se va observa. Acest experiment este o dovadă suplimentară a hidrolizei cationului Al3+ (la urma urmei, nu am adăugat acid la soluția de AlCl3!).

Exemple de sarcini pentru părțile A, B

1. Un electrolit puternic este

1) C6H5OH

2) CH3COOH

3) C2H4(OH)2

2. Un electrolit slab este

1) iodură de hidrogen

2) fluorură de hidrogen

3) sulfat de amoniu

4) hidroxid de bariu

3. Într-o soluție apoasă, fiecare 100 de molecule formează 100 de cationi de hidrogen pentru acid

1) cărbune

2) azotate

3) azot

4-7. În ecuația de disociere a unui acid slab în toate etapele posibile

suma coeficienților este egală

8-11. Pentru ecuațiile de disociere într-o soluție de două alcaline setate

8. NaOH, Ba(OH) 2

9. Sr(OH)2, Ca(OH)2

10. KOH, LiOH

11. CsOH, Ca(OH) 2

suma totală a coeficienților este

12. Apa de var conține un set de particule

1) CaOH+, Ca 2+, OH -

2) Ca2+, OH-, H20

3) Ca2+, H2O, O2-

4) CaOH+, O2-, H+

13-16. Când se disociază o unitate de formulă de sare

14. K 2 Cr 2 O 7

16. Cr 2 (SO 4) 3

numărul de ioni formați este egal cu

17. Cel mai grozav cantitatea de ion PO4-3 poate fi detectată într-o soluţie care conţine 0,1 mol

18. O reacție cu precipitare este

1) MgS04 + H2S04 >...

2) AgF + HNO3 >...

3) Na 2 HPO 4 + NaOH >...

4) Na 2 SiO 3 + HCl >...

19. O reacție cu eliberare de gaz este

1) NaOH + CH3COOH >...

2) FeSO 4 + KOH >...

3) NaHCO3 + HBr >...

4) Pl(NO 3) 2 + Na 2 S >...

20. Ecuația ionică scurtă OH - + H + = H 2 O corespunde interacțiunii

1) Fe(OH) 2 + HCl >...

2) NaOH + HNO2 >...

3) NaOH + HNO3 >...

4) Ba(OH) 2 + KHSO 4 >...

21. În ecuaţia reacţiei ionice

SO2 + 2ON = SO32- + H2O

Ion OH - poate corespunde reactivului

4) C6H5OH

22-23. Ecuația ionică

22. ZCa 2+ + 2PO 4 3- = Ca 3 (PO 4) 2 v

23. Ca 2+ + HPO 4 2- = CaHPO 4 v

corespunde reactiei dintre

1) Ca(OH)2 și K3PO4

2) CaCI2 și NaH2PO4

3) Ca(OH)2 și H3PO4

4) CaCI și K2HP04

24-27. În ecuația reacției moleculare

24. Na 3 PO 4 + AgNO 3 >...

25. Na 2 S + Cu(NO 3) 2 >...

26. Ca(HSO 3) 2 >...

27. K 2 SO 3 + 2HBr >... suma coeficienților este

28-29. Pentru o reacție de neutralizare completă

28. Fe(OH) 2 + HI >…

29. Ba(OH) 2 + H 2 S >...

suma coeficienților din ecuația ionică completă este

30-33. În ecuația reacției ionice scurte

30. NaF + AlCl 3 >...

31. K 2 CO 3 + Sr(NO 3) 2 >...

32. Mgl 2 + K 3 PO 4 >...

33. Na 2 S + H 2 SO 4 >...

suma coeficienților este egală

34-36. Într-o soluție apoasă de sare

34. Ca(Cl04) 2

36. Fe 2 (SO 4) 3

se formează mediul

1) acid

2) neutru

3) alcalin

37. Concentrația ionului hidroxid crește după ce sarea este dizolvată în apă

38. Un mediu neutru va fi în soluția finală după amestecarea soluțiilor sărurilor originale în seturi

1) BaCI2, Fe(NO3)3

2) Na2C03, SrS

4) MgCI2, RbN03

39. Potriviți sarea cu capacitatea sa de a se hidroliza.

40. Potriviți sarea cu mediul de soluție.

41. Stabiliți o corespondență între sare și concentrația de cation hidrogen după dizolvarea sării în apă.

Hidroliza este interacțiunea substanțelor cu apa, în urma căreia mediul soluției se modifică.

Cationii și anionii electroliților slabi sunt capabili să interacționeze cu apa pentru a forma compuși sau ioni stabili, ușor disociabili, în urma cărora mediul soluției se modifică. Formulele pentru apă în ecuațiile de hidroliză sunt de obicei scrise ca H-OH. Când reacționează cu apa, cationii bazelor slabe îndepărtează ionii hidroxil din apă și se formează H + în exces în soluție. Mediul soluției devine acid. Anionii acizilor slabi atrag H + din apă, iar reacția mediului devine alcalină.

ÎN chimie anorganică cel mai adesea avem de-a face cu hidroliza sărurilor, adică. cu interacțiunea de schimb a ionilor de sare cu moleculele de apă în timpul dizolvării acestora. Există 4 opțiuni pentru hidroliză.

1. O sare este formată dintr-o bază tare și un acid tare.

Această sare practic nu suferă hidroliză. În acest caz, echilibrul disocierii apei în prezența ionilor de sare aproape nu este perturbat, prin urmare pH = 7, mediul este neutru.

Na + + H 2 O Cl - + H 2 O

2. Dacă o sare este formată dintr-un cation al unei baze tare și un anion al unui acid slab, atunci la anion are loc hidroliza.

Na 2 CO 3 + HOH \(\leftrightarrow\) NaHCO 3 + NaOH

Deoarece ionii OH - se acumulează în soluție, mediul este alcalin, pH>7.

3. Dacă o sare este formată dintr-un cation al unei baze slabe și un anion al unui acid puternic, atunci are loc hidroliza de-a lungul cationului.

Cu 2+ + HOH \(\leftrightarrow\) CuOH + + H +

СuCl 2 + HOH \(\leftrightarrow\) CuOHCl + HCl

Deoarece ionii H + se acumulează în soluție, mediul este acid, pH<7.

4. O sare formată dintr-un cation al unei baze slabe și un anion al unui acid slab suferă hidroliza atât a cationului, cât și a anionului.

CH 3 COONH 4 + HOH \(\leftrightarrow\) NH 4 OH + CH 3 COOH

CH 3 COO - + + HOH \(\leftrightarrow\) NH 4 OH + CH 3 COOH

Soluțiile de astfel de săruri au fie un mediu ușor acid, fie ușor alcalin, de exemplu. valoarea pH-ului este apropiată de 7. Reacția mediului depinde de raportul constantelor de disociere ale acidului și bazei. Hidroliza sărurilor formate din acizi și baze foarte slabe este practic ireversibilă. Acestea sunt în principal sulfuri și carbonați de aluminiu, crom și fier.

Al 2 S 3 + 3HOH \(\leftrightarrow\) 2Al(OH) 3 + 3H 2 S

Atunci când se determină mediul unei soluții de sare, este necesar să se țină seama de faptul că mediul soluției este determinat de componenta puternică. Dacă sarea este formată dintr-un acid, care este un electrolit puternic, atunci soluția este acidă. Dacă baza este un electrolit puternic, atunci este alcalin.

Exemplu. Soluția are un mediu alcalin

1) Pb(N03)2; 2) Na2C03; 3) NaCI; 4) NaNO3

1) Pb(NO3)2 azotat de plumb(II). Sarea este formată dintr-o bază slabă și acid puternic, înseamnă mediul de soluție acru.

2) Na2C03 carbonat de sodiu. S-a format sare fundație puternicăși un acid slab, ceea ce înseamnă mediul de soluție alcalin.

3) NaCI; 4) NaNO3 Sărurile sunt formate din baza tare NaOH și acizii tari HCl și HNO3. Mediul de soluție este neutru.

Răspuns corect 2) Na2CO3

Hârtia indicatoare a fost scufundată în soluțiile sărate. În soluțiile de NaCl și NaNO 3 nu și-a schimbat culoarea, ceea ce înseamnă mediul soluției neutru. În soluție, Pb(NO 3) 2 devine roșu, mediul soluției acru.Într-o soluție, Na 2 CO 3 devine albastru, mediul soluției alcalin.

Din punct de vedere chimic, pH-ul unei soluții poate fi determinat folosind indicatori acido-bazici.

Indicatorii acido-bazici sunt substanțe organice a căror culoare depinde de aciditatea mediului.

Cei mai comuni indicatori sunt turnesol, metil portocaliu și fenolftaleina. Turnesolul devine roșu într-un mediu acid și albastru într-un mediu alcalin. Fenolftaleina este incoloră într-un mediu acid, dar devine purpurie într-un mediu alcalin. Portocaliul de metil devine roșu într-un mediu acid și galben în mediu alcalin.

În practica de laborator, o serie de indicatori sunt adesea amestecați, selectați astfel încât culoarea amestecului să se schimbe într-o gamă largă de valori ale pH-ului. Cu ajutorul lor, puteți determina pH-ul unei soluții cu o precizie de una. Aceste amestecuri se numesc indicatori universali.

Există dispozitive speciale - pH-metre, cu ajutorul cărora puteți determina pH-ul soluțiilor în intervalul de la 0 la 14 cu o precizie de 0,01 unități pH.

Hidroliza sărurilor

Când unele săruri sunt dizolvate în apă, echilibrul procesului de disociere a apei este perturbat și, în consecință, pH-ul mediului se modifică. Acest lucru se datorează faptului că sărurile reacţionează cu apa.

Hidroliza sărurilor – interacțiunea de schimb chimic a ionilor de sare dizolvați cu apa, ducând la formarea de produși slab disociați (molecule de acizi sau baze slabe, anioni de săruri acide sau cationi de săruri bazice) și însoțite de o modificare a pH-ului mediului.

Să luăm în considerare procesul de hidroliză în funcție de natura bazelor și acizilor care formează sarea.

Săruri formate din acizi tari și baze tari (NaCl, kno3, Na2so4 etc.).

Să zicem că atunci când clorura de sodiu reacționează cu apa, are loc o reacție de hidroliză pentru a forma un acid și o bază:

NaCl + H 2 O ↔ NaOH + HCl

Pentru a ne face o idee corectă despre natura acestei interacțiuni, să scriem ecuația reacției în formă ionică, ținând cont de faptul că singurul compus slab disociat din acest sistem este apa:

Na + + Cl - + HOH ↔ Na + + OH - + H + + Cl -

Când se anulează ionii identici din partea stângă și dreaptă a ecuației, ecuația de disociere a apei rămâne:

H 2 O ↔ H + + OH -

După cum puteți vedea, nu există exces de ioni H + sau OH - în soluție în comparație cu conținutul lor în apă. În plus, nu se formează alți compuși slab disociați sau puțin solubili. De aici tragem concluzia că sărurile formate din acizi și baze puternice nu suferă hidroliză, iar reacția soluțiilor acestor săruri este aceeași ca în apă, neutră (pH = 7).

Când se compun ecuații ion-moleculare pentru reacțiile de hidroliză, este necesar:

1) notează ecuația de disociere a sării;

2) determinați natura cationului și anionului (aflați cationul unei baze slabe sau anionul unui acid slab);

3) notează ecuația ionico-moleculară a reacției, ținând cont de faptul că apa este un electrolit slab și că suma sarcinilor ar trebui să fie aceeași pe ambele părți ale ecuației.

Săruri formate dintr-un acid slab și o bază puternică

(N / A 2 CO 3 , K 2 S, CH 3 COONa Şi etc. .)

Luați în considerare reacția de hidroliză a acetatului de sodiu. Această sare în soluție se descompune în ioni: CH 3 COONa ↔ CH 3 COO - + Na + ;

Na + este cationul unei baze puternice, CH 3 COO - este anionul unui acid slab.

Cationii de Na + nu pot lega ionii de apă, deoarece NaOH, o bază puternică, se dezintegrează complet în ioni. Anionii acidului acetic slab CH 3 COO - leagă ionii de hidrogen pentru a forma acid acetic ușor disociat:

CH 3 COO - + HON ↔ CH 3 COOH + OH -

Se poate observa că în urma hidrolizei CH 3 COONa s-a format un exces de ioni de hidroxid în soluție, iar reacția mediului a devenit alcalină (pH > 7).

Astfel putem concluziona că sărurile formate dintr-un acid slab și o bază tare sunt hidrolizate la anion ( Un n - ). În acest caz, anionii de sare leagă ionii de H + , iar ionii OH se acumulează în soluție - , care provoacă un mediu alcalin (pH>7):

An n - + HOH ↔ Han (n -1)- + OH - , (la n=1 se formează HAN – un acid slab).

Hidroliza sărurilor formate din acizi slabi di- și tribazici și baze tari se desfășoară în etape

Să luăm în considerare hidroliza sulfurei de potasiu. K 2 S se disociază în soluție:

K2S ↔ 2K + + S2-;

K + este cationul unei baze puternice, S 2 este anionul unui acid slab.

Cationii de potasiu nu iau parte la reacția de hidroliză, doar anionii hidrosulfuri slabi interacționează cu apa. În această reacție, primul pas este formarea ionilor HS slab disociați, iar a doua etapă este formarea unui acid slab H2S:

Etapa 1: S 2- + HOH ↔ HS - + OH - ;

Etapa a 2-a: HS - + HOH ↔ H 2 S + OH - .

Ionii OH formați în prima etapă de hidroliză reduc semnificativ probabilitatea hidrolizei în etapa următoare. Ca urmare, un proces care are loc numai în prima etapă are de obicei o importanță practică, care, de regulă, se limitează la evaluarea hidrolizei sărurilor în condiții normale.